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EQUILÍBRIO QUÍMICO
A grande maioria das reações químicas são, em parte, reversíveis.
Quando as velocidades das reações direta e inversa são iguais, as
concentrações dos reagentes e produtos não variam mais com o
tempo. O equilíbrio químico é estabelecido.
v1
Reagente  Produto v1 = v2
v2
1
2019
Equilíbrio químico homogêneo
A(g) + B(g)  C(g) + D(g)
Para: to = 0 → [A]o e [B]o ; [C] e [D] = zero
t1 e t2 → [A]o e [B]o diminui ; [C] e [D] aumenta
t3 → [A] ; [B] ; [C] e [D] são constantes (equilíbrio)
2
Considere a reação: 
N2O4(g)  2 NO2(g)
(incolor) (castanho-avermelhado)
3
(a) apenas NO2 está presente (b) apenas N2O4 está presente
(c) inicialmente, uma mistura de
NO2 e N2O4 está presente.
N2O4(g)  2 NO2(g)
4
][
][
42
2
2
ON
NOExperimentalmente: é aproximadamente constante,
onde o valor médio é 4,63 x 10-3 (a 25 oC). 5
EXPRESSÃO DA CONSTANTE DE EQUILÍBRIO
N2O4(g)  2 NO2(g)
3
42
2
2 1063,4
][
][ −== x
ON
NO
K
onde [NO2] e [N2O4] são as concentrações molares no equilíbrio.
6
Considerando a seguinte reação homogênea genérica:
aA + bB  cC + dD
Expressão da constante de equilíbrio
Exemplos de reações de equilíbrio e as respectivas constantes, K:
1. 2 O3(g)  3 O2(g) (2300 
oC) 
; K >> 1
12
2
3
3
2 1054,2
][
][
x
O
O
K ==
7
2. Cl2(g)  Cl(g) + Cl(g) (25 
oC)
; K<< 1
3. CO(g) + H2O(g)  H2(g) + CO2(g) (830 
oC)
; K ~ 1
38
2
2
104,1
][
][ −== x
Cl
Cl
K
10,5
]][[
]][[
2
22 ==
OHCO
COH
K
8
Equilíbrio químico e o princípio de Le Châtelier
Quando sistemas em equilíbrio são submetidos a qualquer
perturbação externa, o equilíbrio desloca-se no sentido contrário a
fim de minimizar esta perturbação.
Considere o seguinte sistema em equilíbrio:
N2(g) + 3 H2(g)  2 NH3(g)
Se H2 for adicionado ao sistema haverá um deslocamento do
equilíbrio no sentido de formação de NH3. Portanto, quando o
sistema restabelecer o equilíbrio a [N2] será menor e [H2] e [NH3]
irão aumentar. O perfil da curva de concentração vs. tempo mostra
várias situações em que as concentrações são aumentadas ou
diminuídas de um sistema em equilíbrio.
9
N2(g) + 3 H2(g)  2 NH3(g)
10
Aumento de pressão
Dada a seguinte reação no equilíbrio:
N2(g) + 3 H2(g)  2 NH3(g)
Se o volume do recipiente for diminuído à temperatura constante
observa-se o aumento da pressão parcial dos gases: as massas de
N2, H2 e NH3 são constantes, entretanto as concentrações de N2,
H2 e NH3 aumentam. Para minimizar aumento de pressão ocorre
um deslocamento da reação da esquerda para a direita, ou seja,
favorecendo a formação do produto (NH3), que se encontra em
menor número de mols de moléculas: número de mols de reagente
é 4 (1 + 3) e de produto é 2.
11
Nem sempre o aumento de pressão afeta o equilíbrio num sistema
gasoso:
2 HI(g)  H2(g) + I2(g)
O número de mols moléculas de gás de reagentes e produtos é igual
nos dois lados da equação: reagente 2 e produto 2 (1+1).
Adição de um gás inerte ao sistema em equilíbrio
A adição de um gás inerte (que não reage com o reagente ou
produto) não altera a concentração dos reagentes e produtos,
portanto, o equilíbrio não será deslocado.
12
Aumento da temperatura
O aumento da temperatura favorece a reação endotérmica
N2(g) + 3 H2(g)  2 NH3(g) H = -92,2 kJ mol
-1
ou
N2(g) + 3 H2(g)  2 NH3(g) + 92,2 kJ
O aumento de temperatura desloca a reação da direita para a
esquerda, pois, o calor é um dos produtos da reação.
13
Constantes de equilíbrio para reações em fase gasosa
Dada a seguinte reação em fase gasosa: 
N2(g) + 3 H2(g)  2 NH3(g)
Kc expressa em termos de concentração molar [ ]
Kp expressa em termos de pressão parcial P
Embora Kc e Kp sejam constantes a determinadas temperaturas,
necessariamente seus valores numéricos não são iguais.
3
22
2
3
]][[
][
HN
NH
Kc =
3
22
2
3
))((
)(
HN
NH
p
PP
P
K =
14
Relação entre Kc e Kp
Para a seguinte reação homogênea genérica:
a A(g) + b B(g)  c C(g) + d D(g)
e
Da lei dos gás ideal: , assim

Portanto: , onde n = nprodutos – nreagentes
ba
dc
c
BA
DC
K
][][
][][
= b
B
a
A
d
D
c
C
p
PP
PP
K
)()(
)()(
=
V
nRT
P =
b
B
a
A
d
D
c
C
p
VRTnVRTn
VRTnVRTn
K
)/()/(
)/()/(
= )()()(
)/()/(
)/()/( badc
b
B
a
A
d
D
c
C
p RT
VnVn
VnVn
K +−+=
n
ba
dc
p RT
BA
DC
K = )(
][][
][][
15
Exemplos:
1. PCl5(g)  PCl3(g) + Cl2(g) Kp = 1,05 (25 
oC)
P(PCl5) = 0,875 atm; P(PCl3) = 0,463 atm. 
Qual é a pressão do Cl2 a 25 
oC?
2. N2O4(g)  2 NO2(g) Kc = 4,63 x 10
-3 (25oC)
Determine o valor de Kp. Dado R = 0,0821 L atm K
-1 mol-1.
n = nproduto – nreagente = 2 -1 = 1
Kp = Kc (RT) 
n = (4,63 x 10-3) x (0,0821x298)1
Kp = 0,113
atmP
P
P
PP
K PCl
Cl
PCl
ClPCl
p 98,1
)875,0(
))(463,0(
05,1
)(
))((
2
2
5
23 ===
16
Equilíbrio químico heterogêneo
Nesse caso, produtos e reagentes encontram-se em fases distintas:
CaCO3(s)  CaO(s) + CO2(g)
Como CaO e CaCO3 são sólidos puros e não se expressa
concentração de sólidos e líquidos puros, [CaO] e [CaCO3] são
constantes:
; ;
Exemplo: P4(s) + 6 Cl2(g)  4 PCl3(l)
][
]][[
3
2'
CaCO
COCaO
Kc =
][
][
][
2
'3 COK
CaO
CaCO
c =
][ 2COKc = 2COp PK =
6
2)(4
4
)(3'
]][[
][
ClP
PCl
K
s
l
c = 6
2 ][
1
Cl
Kc = 6)(
1
2Cl
p
P
K =
 ou 
17
Variação de K com a temperatura
Uma descrição quantitativa da variação de uma constante de
equilíbrio com a temperatura é dada pela equação de van’t Hoff:
onde Ho é o calor de reação padrão (1 atm e comportamento ideal)
Exemplo:
2 H2S(g)  2 H2(g) + S2(g)
Dados Kp = 1,18 x 10
-2 a 1065 oC e Kp = 5,09 x 10
-2 a 1200 oC.
Determine o valor de Ho para a reação.






−

−=
212
1 11
)(
)(
ln
TTR
H
K
K o
p
p
18
)/1()/1(
])/()ln[( x 
21
12
TT
KKR
H
ppo
−
=
)1473/1()1338/1(
]10 x 18,1/10 x 09,5ln( x )314,8( 2211
−
=
−−−− molJK
H o
1510 x 77,1 −= JmolH o
1177 −= kJmolH o
ou 
19
20
Determinando o sentido de reação
• Definimos Q, o quociente da reação, para uma reação geral
Como ou
• Q = K somente no equilíbrio.
aA + bB cC + dD
ba
dc
p
PP
PP
Q
BA
DC
 
 
=
ba
dc
c
BA
DC
Q
][][
][][
 
 
=
21
Prevendo o sentido da reação
• Se Q > K, então a reação inversa deve ocorrer para atingir o
equilíbrio (ex., produtos são consumidos, reagentes são
formados, o numerador na expressão da constante de equilíbrio
diminui e Q diminui até se igualar a K).
aA + bB  cC + dD
• Se Q < K, então a reação direta deve ocorrer para atingir o 
equilíbrio.
aA + bB → cC + dD
aA + bB cC + dD
ba
dc
p
PP
PP
Q
BA
DC
 
 
=
eq
b
eq
a
eq
d
eq
c
p
PP
PP
K
)()(
)()(
BA
DC
=
22
1. Dada a reação: H2(g) + I2(g)  2 HI(g) ; Kc= 54,3 (430
oC).
Num frasco de 1,0 L foram colocados 0,243 mol de H2, 0,146 mol
de I2 e 1,98 mol de HI. Em que direção a reação procede?
Resolução:
[H2]o = 0,243 mol/L; [I2]o = 0,143 mol/L; [HI]o = 1,98 mol/L 
Noinício podemos calcular a expressão da lei da ação das massas
(ou quociente reacional):
Portanto, para que a reação atinja o equilíbrio, a reação deve
deslocar da direita para a esquerda, o que resulta na diminuição
da relação Qc = 111, até atingir Kc = 54,3.
H2(g) + I2(g)  2 HI(g)
Cálculos envolvendo equilíbrio
111
)146,0)(243,0(
)98,1(
][][
][ 2
22
2
===
oo
o
c
IH
HI
Q
23
2. Numa experiência, 1,00 mol de HI é colocado num recipiente de
5,00 L a 480 oC. Quais são as concentrações de HI, I2, e H2 depois
de estabelecido o equilíbrio? Kc= 2,06 x 10
-2 (a 480 oC)
2 HI(g)  H2(g) + I2(g)
Lmol
L
mol
HI o / 200,0
 00,5
 00,1
][ ==
22
22
)2200,0(
))((
][
]][[
x
xx
HI
IH
Kc
−
==
2 HI(g)  H2(g) + I2(g)
Início (M) 0,200 0 0
M -2x +x +x
Equil (M) (0,200 – 2x) x x
24
2
2
2
2
22
22 1006,2
)2200,0(
)(
1006,2
)2200,0(
))((
][
]][[ −− =
−
=
−
==
x
x
x
xx
HI
IH
Kc
)1044,1)(2()1044,1)(200,0(1044,1
)2200,0(
111 −−− −==
−
xx
x
x
21024,2288,00288,0 −=−= xxx
[H2] = 2,24 x 10
-2 mol/L; [I2] = 2,24 x 10
-2 mol/L
[HI] = (0,200 - 2x) = 0,200 - 0,0448  [HI] = 0,155 mol/L
25
3. Uma mistura de 0,500 mol de H2 e 0,500 mol de I2 foi
colocada em um frasco de aço inoxidável de 1,00 L a 430 oC.
Calcule as concentrações de H2, I2 e HI no equilíbrio. Kc= 54,3
(430 oC)
2
2
2
22
2
)500,0(
)2(
3,54
3,54
)500,0)(500,0(
)2(
]][[
][
x
x
xx
x
IH
HI
Kc
−
=
=
−−
==
H2(g) + I2(g)  2 HI(g)
Início (M) 0,500 0,500 0
M -x -x +2x
Equil (M) (0,500 – x) (0,500 – x) 2x
26
393,0 237,768,3 
)500,0(
2
37,7 ==−
−
= xxx
x
x
[H2] = (0,500 - x) = 0,500 - 0,393  [H2] = 0,107 mol/L
[I2] = (0,500 - x) = 0,500 - 0,393  [I2] = 0,107 mol/L
[HI] = 2x = 2(0,393)  [HI] = 0,786 mol/L 
27
4. Uma solução aquosa de etanol e ácido acético, ambos com
concentração 0,810 M, é aquecida a 100 oC. No equilíbrio, a
concentração de ácido acético é 0,748 M. Calcule Kc a 100
oC para
a reação abaixo:
C2 H5OH(aq) + CH3CO2 (aq)  CH3CO2C2H5(aq) H2 O(l)
Etanol Ácido acético Acetato de etila Água
Início (M) 0,810 0,810 0 -
M -0,062 -0,062 +0,062 -
Equil (M) 0,748 0,748 0,062 -
110
748)(0,748)(0,
0,062
]HCO][CHOHH[C
]HCO[CH
(aq)23(aq)52
5(aq)23
,Kc ===
28
5. Suponha que um tanque contenha inicialmente H2S com uma
pressão de 10,00 atm a 800 K. Quando a reação
2 H2S(g)  2 H2(g) + S2(g) 
Atinge o equilíbrio, a pressão parcial de vapor de S2 é 0,020 atm.
Calcule Kp.
2 H2S(g)  2 H2(g) + S2(g)
Início (atm) 10,00 0 0
(atm) -2 (0,020) +2(0,020) +(0,020)
Equil (atm) 9,96 0,040 0,020
7
2
2
2
2
10 x 2,3
)96,9(
(0,020) )040,0(
)(
)( )(
2
22 −===
SH
SH
p
P
PP
K
29
6. A reação N2(g) + O2(g) 2 NO(g) contribui para a poluição da
atmosfera, sempre que se queima combustível em presença de ar,
em temperatura elevada, como em um motor a gasolina. A 1500 K,
Kc = 1,0x10
-5. Uma amostra de ar é aquecida a 1500 K num
recipiente fechado. Antes da reação começar [N2] = 0,80 mol/L e
[O2] = 0,20 mol/L, calcular a [NO] no equilíbrio.
N2(g) + O2(g)  2 NO(g)
Início (M) 0,80 0,20 0
(M) -x -x +2x
Equil (M) (0,80 – x) (0,20 – x) 2x
)20,0)(80,0)(10 x 0,1(4
10 x 0,1
)20,0)(80,0(
)2(
]][[
][
5-2
5-
2
22
2
xxx
xx
x
ON
NO
Kc
−−=
=
−−
==
30
 
mol/L10 x 1,3 [NO] )10 x 2(6,4 2x [NO]
mol/L 0,20 ][O )10 x (6,4 - 0,20 ][O
mol/L 0,80 ][N )10 x (6,4 - 0,80 ][N
)(desprezar 10 x 6,4- ' x'; 10 x 6,4 '
8
 5,1x10 10 x 0,1
 x 5,1x10 
10 x 2,6 2,6x10 1,0x10 
 10 x 1,6 - 10 x 0,1 4
3-4-
2
4-
2
2
4-
2
4-4-
3-5-
3-
5-5-10-
-6-52
===
=
=
==

==
=+=
+
X
xx
7. A 2300 K, a constante de formação do NO(g) é Kc = 1,70 x 10
-3.
N2(g) + O2(g)  2 NO(g)
Se a análise de uma mistura mostrar que as concentrações de N2 e
O2 são ambas 0,250 M e que em certas condições a concentração
de NO é igual a 0,00420 M, o sistema está em equilíbrio?
(a) Se não estiver em equilíbrio, em que sentido se deslocará?
(b) Quais são as concentrações das substâncias no equilíbrio?
Resolução:
No início, podemos calcular a expressão de Qc:
Como Qc < Kc, A reação irá deslocar da esquerda para a direita.
4
2
52
22
2
1082,2
1025,6
1076,1
)250,0)(250,0(
)00420,0(
][][
][ −
−
−
=


===
oo
o
c
ON
NO
Q
31
3
2
22
22
2
1070,1
)250,0(
)200420,0(
)250,0)(250,0(
)200420,0(
]][[
][
−=
−
+
=
−−
+
==
x
x
xx
x
ON
NO
Kc
xx
x
x 222 1012,41003,1200420,01012,4
)250,0(
)200420,0( −−− −=+=
−
+
31099,2 −=x
[NO] = 4,20 x 10-3 + 2 x = 4,20 x 10-3 + (2x 2,99 x 10-3)
[NO] = 1,02 x 10-2 mol/L
[N2] = 0,250 - 2,99 x 10
-3 = 0,247 mol/L
[O2] = 0,250 - 2,99 x 10
-3 = 0,247 mol/L 32
N2(g) + O2(g)  2 NO(g)
Início (M) 0,250 0,250 0,00420
(M) -x -x +2x
Equil (M) (0,250 – x) (0,250 – x) 0,00420+2x
33
EXERCÍCIOS PROPOSTOS
01. Escreva a expressão para as seguintes equações. Em cada caso indique se a 
reação e homogênea ou heterogênea:
(a) N2(g) + O2(g) ⇌ 2NO2(g)
(b) Ti(s) + 2Cl2(g) ⇌ TiCl4(l)
(c) 2C2H4(g) + H2O(g)⇌ 2C2H6(g) + O2(g)
(d) Co(s) + 2H
+
(aq)⇌ Co
2+
(aq) + H2(g)
(e) NH3(aq) H2O(l)⇌ NH4
+
(aq) + OH
-
(aq)
02. Uma mistura de 0,2000 mol de CO2, 0,1000 mol de H2 e 0,1600 mol de H2O é
colocada em um recipiente de 2,00 L. O seguinte equilíbrio é estabelecido a 500K:
CO2(g) + H2(g)⇌ CO(g) + H2O(g)
No equilíbrio PH2O = 3,51 atm. (a) Calcule as pressões parciais de CO2, H2 e CO. (b)
Calcule Keq para a reação. R: PCO2=3,87atm; PH2=1,82atm; PCO=0,23atm; Keq= 0,11
03. Para o equilíbrio, Br2(g) + Cl2(g) ⇌ 2BrCl(g), a 400 K, Keq = 7,0. Se 0,30 mol de Br2
e 0,30 mol de Cl2 são introduzidos em um recipiente de 1,0 L a 400K, qual será a
pressão parcial de BrCl no equilíbrio? Resp: PBrCl = 11 atm
34
04. A 80 oC, Kp = 5,42 x 10
-2 para a seguinte reação: PH3BCl3(s)⇌ PH3(g) + BCl3(g)
(a) Calcule as pressões parciais de PH3 e BCl3 no equilíbrio se uma amostra de
PH3BCl3 sólido é colocada em um recipiente fechado e decomposta até que o
equilíbrio seja atingido. (b) Se o frasco tem volume de 0,500 L, qual é a massa de
mínima de PH3BCl3(s) que dever adicionada ao frasco para atingir o equilíbrio?
Resp: (a) PPH3 = PBCl3 = 0,233 atm; (b) massa > 0,608 g
05. A 25 oC a reação CaCrO4(s) ⇌ Ca
2+
(aq) + CrO4
2-
(aq) tem constante de equilíbrio
Keq = 7,1 x 10
-4 . Quais são as concentrações de Ca2+ e CrO4
2-, no equilíbrio, em
uma solução saturada de CaCrO4? Resp: [Ca
2+] = [CrO4
2-] = 0,027 mol/L